UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS

BACHARELADO EM CIÊNCIAS E TECNOLOGIASEMINÁRIO DE INTRODUÇÃO AO CURSO

Funções Inorgânicas

Mossoró,Outubro de 2011.

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS

BACHARELADO EM CIÊNCIAS E TECNOLOGIASEMINÁRIO DE INTRODUÇÃO AO CURSO

Rodrigo Silva Fernandes

Funções Inorgânicas

Trabalho apresentado a Professora do Curso de Bacharelado em Ciência e Tecnologia, Sanderlir Dias como requisito para obtenção da nota referente à disciplina de Química Geral.

Mossoró,Outubro de 2011.

SUMÁRIO

IntroduçãoÁcidos

Definição.................................................................................................Classificação...........................................................................................Nomenclatura..........................................................................................Exemplos e Aplicações...........................................................................

BasesDefinição.................................................................................................Classificação...........................................................................................Nomenclatura..........................................................................................Exemplos e Aplicações...........................................................................

SaisDefinição.................................................................................................Classificação...........................................................................................Nomenclatura..........................................................................................Exemplos e Aplicações...........................................................................

ÓxidosDefinição.................................................................................................Classificação...........................................................................................Nomenclatura..........................................................................................Exemplos e Aplicações...........................................................................

Reações...............................................................................................................Anexos................................................................................................................Conclusão............................................................................................................Referências..........................................................................................................

INTRODUÇÃOEste trabalho referente a ácidos,bases sais e óxidos que constituem as funções

inorgânicas tem como objetivo mostrar as variadas informações dos mesmos, como suas

características e onde podem ser encontrados, através de experiências em laboratórios,

pesquisas em livros e na internet.

O trabalho é dividido em duas partes: uma parte teórica, referente a o que são

ácidos, bases e indicadores ácido-base, suas características, onde podemos encontrá-los

e suas funções; e outra parte que é prática, esta é feita em laboratório, e baseia-se em

experiências que tem como objetivo mostrar como pode ser feita a classificação de

substâncias em ácidas, básicas e neutras.

Funções Inorgânicas:

Conhecemos atualmente uma infinidade de substâncias químicas sendo uma das mais importantes tarefas na atividade científica separar as substâncias semelhantes em classes ou grupos a fim de facilitar o estudo das mesmas.

Em 1675, Nicolas Lemery distingue duas classes de substâncias: as de origem mineral origem vegetal e animal. Por volta de 1777, ocorreu a primeira separação da Química em Inorgânica e Orgânica, proposta pelo químico Torben Olof Bergman, sendo a química orgânica responsável por estudar os compostos de origem nos organismos vivos e a química inorgânica responsável por estudar os compostos extraídos dos minerais.

Esta divisão se justificava pelo fato de os químicos da época ainda não terem conseguido sintetizar compostos elaborados pelos organismos vivos, mas apenas separá-los e analisa-los, sendo a química orgânica e a inorgânica consideradas ciências distintas. Com base nesta definição, Jons Jacob Berzelius formulou a teoria da força vital, segundo a qual todo composto orgânico seria dotado de uma força vital, um sopro divino, e este não poderia ser criado em laboratório, impedindo que os compostos orgânicos fossem sintetizados a partir de compostos inorgânicos.

Desse modo acreditava-se que os compostos orgânicos só poderiam ser obtidos de outros compostos orgânicos e compostos inorgânicos a partir de compostos inorgânicos, ou seja, seria impossível sintetizar um composto orgânico a partir

de um composto orgânico e vice-versa.

Em 1928, Friedrich Wӧhler, aluno de Berzelius que também acreditava na teoria da força vital, sintetizou em laboratório a uréia, de fórmula CO(NH)2 que é um composto orgânico, a partir do cianeto de amônio, NH4OCN, que é um composto inorgânico, derrubando assim a teoria da força vital.

Percebeu-se então que a definição de Bergman para a química orgânica era inadequada e devido a constante presença do carbono nos compostos orgânicos conhecidos da época, o químico alemão Friedrich August Kekulé propôs a definição aceita atualmente que afirma que a química orgânica é a aquela que estuda a maioria dos compostos do elemento carbono e a química inorgânica é a que estuda os compostos dos demais elementos.

Vale ressaltar que nem todo composto que possui carbono é orgânico, como exemplo podemos citar o CO2, CO, CaCO3, H2CO3, HCN entre outros, mas todo composto orgânico possui carbono.

Mesmo com a quebra da barreira que havia entre a química orgânica e inorgânica, provando que as “duas” químicas se tratavam na verdade da mesma ciência, a divisão da química ainda permanece a fim de facilitar nosso estudo, mas mesmo mantendo a divisão o número de compostos presentes em cada grupo ainda é muito grande, surgindo assim a necessidade de agrupar os compostos desses dois grande grupos em subgrupos, que foram chamados grupos funcionais.

Grupos funcionais são conjuntos de substâncias que possuem propriedades químicas semelhantes, denominadas Propriedades Funcionais. As propriedades funcionais atribuem um comportamento químico semelhante a uma série de compostos diferentes.

Neste trabalho nos deteremos a estudar os principais grupos funcionais da química inorgânica, que são os Ácidos, as Bases, os Sais e os Óxidos. Estas funções merecem uma atenção especial por participarem de inúmeros processos químicos importantes, que vão de simples reações em laboratório a processos industriais.

ÁCIDOS

Os ácidos são substâncias comuns no nosso dia-a-dia, constituindo desde substâncias industriais e domésticas até os nossos líquidos biológicos. Por exemplo o ácido clorídrico que além de ser um importante produto químico industrial também é o principal constituinte do suco gástrico do nosso estômago, o ácido acético presente no vinagre, o ácido lático presente nos iogurtes, o ácido acetilsalicílico, que constitui a aspirina, o ácido muriático, usado para limpeza e muitos outros ácidos.

Podemos ainda tentar identificar os ácidos por suas características mais gerais como: ter sabor azedo, desidratar matéria orgânica, a maioria deles são solúveis em água, alteram a cor de determinados corantes usados como indicadores, tem ph menor que 7, podem ser altamente corrosivos e tóxicos.

O primeiro conceito de ácido foi estabelecido por Svante August Arrhenius em meados de 1884. Ele relacionou o comportamento ácido com a presença de íons H+, considerou os ácidos eletrólitos e assim os definiu: “Ácidos são substâncias que produzem íons H+ em água”.

Mais tarde, ainda seguindo a teoria de Arrhenius, a definição de ácido foi atualizada, segundo a qual os ácidos são compostos covalentes que reagem com a água sofrendo ionização, os seja, a água quebra as suas moléculas e provoca a formação de íons, apresentando como único cátion o H+ ou, de outra forma, são substâncias que quando dissolvidas em água aumentam a concentração dos íons H+.

HCl(g) H2O H+(aq) + Cl-

(aq) ou HCl(g) + H2O(l) H3O+(aq) + Cl-

(aq)

H2SO4(g) H2O 2H+(aq) + (SO4)2-

(aq) ou H2SO4(g) +H2O(l) 2(H3O)+(aq)+(SO4)2-

(aq)

As reações de ionização representadas acima, no caso a ionização do gás cloreto de hidrogênio, que em solução é conhecido com ácido clorídrico e a ionização do ácido sulfúrico estão corretas de ambas as formas mostradas, e isto é explicado pelo fato do íon H+ interagir fortemente com os pares de elétrons não-ligantes das moléculas de água para formar os íons hidrogênio hidratados, assim, a interação de u íon H+ com uma molécula de água forma o íon hidrônio, H3O+

(aq). Por isso ocorre a possibilidade de usar o H+

(aq) e o H3O+(aq) para representar a mesma coisa. O íon H+ é usado mais

frequentemente devido sua simplicidade e conveniência, entretanto o íon H3O+(aq)

representa melhor a realidade.Mais tarde observou-se que a definição de Arrhenius para ácidos possui algumas

limitações como ser restrita a soluções aquosas e não permitir prever o caráter ácido de espécies químicas que não possuem o hidrogênio. Para resolver estas limitações várias outras teorias surgiram a fim de definir um ácido, foi então que por volta de 1923 o químico e físico dinamarquês Johannes Nicolaus Brӧnsted e o químico inglês Thomas Martin Lowry propuseram, independentemente, a seguinte definição: “Um ácido é uma substância (molécula ou íon) capaz de doar um próton, H+, para outra substância”.

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-

(aq)

Portanto quando o HCl se dissolve em água ele atua como um ácido de Brӧnsted-Lowry e o H2O age como uma base de Brӧnsted-Lowry, que estudaremos mais adiante.

Segundo a definição de Brӧnsted-Lowry um ácido e uma base sempre atuam juntos na transferência de um próton, assim ácidos e bases que diferem entre si por apenas um próton são denominados par conjugado.

Pela teoria de Brӧnsted-Lowry algumas substâncias podem agir como um ácido em certas reações e como base em outras, recebendo o nome de anfóteras. Uma substância anfótera age como base quando combinada com algo bem mais ácido que ela própria e como ácido quando combinada com algo bem mais básico que ela.

O conceito de ácido de Brӧnsted-Lowry não contradiz o conceito de Arrhenius, pelo contrário, ele abrange o conceito de Arrhenius e amplia, mas ainda é restrito a presença do hidrogênio para que ocorra a transferência do próton H+. Assim, para eliminar qualquer tio de limitação, o químico americano Gilbert Newton Lewis elaborou um conceito que abrangesse qualquer espécie química sem exceção, assim ele anunciou:

“Ácido é toda espécie química (íon ou molécula) capaz de receber um par de elétrons em uma ligação covalente coordenada”.

A definição de Lewis aumenta bastante o número de substâncias que podem ser consideradas ácidos, englobando os conceitos de Brӧnsted-Lowry e Arrhenius e os ampliando para substâncias que não se encontram em meio aquoso e não fazem transferência de próton (H+).

Classificação dos ÁcidosOs ácidos podem ser classificados de acordo com vários critérios, dentre essas

classificações podemos citar:1ª) Quanto ao Número de elementos formadores:

Binários: Formados por dois elementos. Ex: HCl, H2S,...Ternários: Formados por três elementos. Ex: HCN, H3PO4,...Quaternários: Formados por quatro elementos. Ex: HOCN, H3[Fe(CN)6]...

2ª) Quanto a presença ou ausência de Carboxila(-COOH):Orgânicos: Possuem Carboxila. Ex: (CH3-COOH, HCOO-COOH,...)Inorgânicos: Não possuem carboxila. Ex: H2CO3, H2CO2, HCN, ...

3ª) Quanto ao Grau de Oxigenação:Sã classificados quanto a presença ou não de oxigênio em sua fórmula.Hidrácidos: São ácidos que não possuem oxigênio na fórmula ou, ainda, ácidos

cujo ânion formado em meio aquoso não possui oxigênio.O nome dos hidrácidos apresenta o sufixo ídricoExemplos: HCl, HCN, H2S,...

Oxiácidos: São ácidos que possuem o oxigênio em sua fórmula ou, ainda, ácidos cujo ânion formado em meio aquoso possui oxigênio.

O nome dos oxiácidos apresenta os sufixos oso ou ico.Exemplos: HNO3, H3PO4, H2SO4,...Para diferenciar diversos graus de oxigenação possíveis são usados os prefixos

hipo e per. O prefixo hipo é usado para indicar o oxiácido menos oxigenado de determinado elemento e o prefixo per para indicar o oxiácido mais oxigenado.

Exemplo:Ácido Hipocloroso: HClOÁcido Cloroso: HClO2

Ácido Clórico: HClO3

Ácido Perclórico: HClO4

4ª) Quanto a Volatilidade:Um ácido é definido fixo ou volátil conforme o valor de seu ponto de ebulição.Fixo: São sólidos ou líquidos com alto ponto de ebulição (acima de 100ºC) e em

condições ambiente passam muito lentamente para a fase de vapor.Exemplos: H2SO4 → 338 ºC

H3PO4 → 213 ºC H3BO3 → 185 ºC

Voláteis: São líquidos voláteis, ou seja, que possuem baixo ponto de ebulição e em condições ambiente passam facilmente para a fase de vapor.

Exemplos: HCl → -85 ºC H2S → -59,6 ºC HNO3 → 86 ºC

5ª) Quanto ao Número de Hidrogênios IonizáveisRepresenta o número máximo de hidrogênios do composto covalente que

reagem com a água e efetivamente dão origem ao íon hidrônio, H3O+. Para descobrir o número de hidrogênios ionizáveis basta seguir duas regras:

A primeira regra afirma que nos hidrácidos o número de hidrogênios ionizáveis é igual ao número de hidrogênios contidos na fórmula do composto.

Ex: HCN → 1 hidrogênio ionizável.A segunda regra afirma que nos oxiácidos somente são ionizáveis os hidrogênios

que estiverem ligados ao oxigênio.Ex: H3PO4 → 3 hidrogênios ionizáveis.

Assim de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis os ácidos são classificados em:

Monoácidos: Produz um hidrogênio ionizável. Ex: HCl, HNO3,...;Diácidos: Produz dois hidrogênios ionizáveis. Ex: H2SO4, H2CO3, ...;

Triácidos: Produz três hidrogênios ionizáveis. Ex: H3PO4, H3BO3,...;Tetrácidos: Produz quatro hidrogênios ionizáveis. Ex: H4P2O7, H4SiO4, ...;

6º) Quanto ao Grau de IonizaçãoO grau de ionização ou força ácida mede a maior ou menor extensão da

ionização, assim sendo, a força de um ácido é medida pelo seu grau de ionização, representado por α e calculado pela seguinte fórmula:

∝= número demoléculas que seionizaramnúmerode moléculas inicialmentedissolvidas

O grau de ionização é sempre um número maior que zero e menor que um, ou se for expresso em porcentagem, estará entre 0% e 100%.

A partir dessa definição classificamos os ácidos da seguinte maneira:Fortes: Possuem grau de ionização maior que 50%.

Ex: HClO, H2SO4,HBr, etc.Semifortes ou Moderados: Possuem grau de ionização entre 5% e 50%.

Ex: H2SO3, HF, H3PO3, etc.Fracos: Grau de Ionização menor que 5%.

Ex: HCN, H3BO3, H2S, etc.

A respeito da força dos ácidos ainda podemos citar algumas regras a fim de facilitar a memorização dos principais ácidos dos hidrácidos e dos oxiácidos, nos ajudando a identificar dentro desses grupos os ácidos fortes, moderados e fracos.

Hidrácidos: São fortes o HCl, HBr e HI (Ordem crescente de Força ácida); É moderado apenas o HF; São Fracos todos os demais;

Oxiácidos: Dada a fórmula do ácido de um elemento E qualquer: HxEOy, a diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios (y-x) será representada por R, assim temos:

R ≥ 2: São ácidos fortes. Ex: HClO4, H2SO4, HNO3;

y-x = R R < 2: São ácidos moderados ou fracos.

Ex: H3PO4(Moderado), H3BO3 (Fraco), HClO (Fraco);

7ª) Quanto a EstabilidadeEm relação a estabilidade, os ácidos podem ser:Estáveis: São aqueles que não sofrem decomposição numa faixa de temperatura

e pressão próximas ao ambiente. A maioria dos ácidos é estável.Instáveis: São aqueles que se decompõem parcial ou totalmente à temperatura e

pressão ambientes.

Nomenclatura dos Ácidos:A nomenclatura dos ácidos é sempre dada em função do ânion que o constitui.

De um modo geral a nomenclatura dos ácidos inorgânicos é dada pelo seguinte esquema:

Ácido + nome do ânion com a terminação trocada

O nome do ânion segue a tabela de cátions e ânions (anexo 1 deste trabalho). Como visto no esquema acima não basta saber o nome do ânion para dar nome aos ácidos, mas é necessário trocar a terminação do nome do ânion e esta terminação trocada segue a seguinte tabela:

Terminação do Nome do Ânion eto ito atoTerminação do Nome do Ácido ídrico oso ico

Assim de acordo com a tabela acima o gás cloreto de hidrogênio, HCl, que em solução age como um ácido e forma os íons H3O+ e Cl- irá receber o nome ácido clorídrico. Isto é explicado pelo fato do ânion Cl- ser chamado cloreto, assim, seguindo a tabela acima sua terminação seria trocada por ídrico, por isso ácido clorídrico.

Ainda para facilitar a nomenclatura dos ácidos usamos a divisão dos mesmos em hidrácidos e oxiácidos, valendo as seguintes regras:

Hidrácidos: São geralmente ácidos binários (compostos por dois elementos, sendo um deles o hidrogênio) e a nomenclatura deles é feita com a terminação ídrico, seguindo o esquema:

Ácido + nome do ânion com terminação ídrico

Exemplos: HCl → ácido clorídrico HBr → ácido bromídrico HI → ácido iodídrico

Oxiácidos: Para a nomenclatura dos oxiácidos seguimos a seguinte regra esquematizada a seguir:

icoÁcido + ânion com terminação

oso

Quando o elemento que constitui o oxiácido forma dois oxiácidos a terminação ico será usada quando o elemento que constitui o oxiácido apresentar Nox maior e a terminação oso quando apresentar Nox menor.

Ex: H2SO4 → Nox +6 → Ácido Sulfúrico H2SO3 → Nox + 4 → Ácido SulfurosoExiste ainda o caso em que o elemento possui Nox mais variável, formando três

ou quatro oxiácidos. Para isso utilizamos os prefixos per e hipo em juntamente com as terminações ico e oso, conforme mostrado no item sobre classificação dos ácidos quanto o seu grau de oxigenação.

Certos elementos formam vários oxiácidos que diferem entre si, não pelo Nox do elemento central, e sim pelo grau de hidratação, que indica o número de moléculas de “água” que podem ser extraídas da fórmula do composto que dá origem ao oxiácido. Neste caso, usam-se os prefixos orto, piro e meta e pelo sufixo ico (comum a todos).

O prefixo orto indica o maior grau de hidratação comparando-se ácidos de determinado elemento, seu uso não é obrigatório. Ex: H3PO4 (Ácido ortofosfórico)

O prefixo piro indica o grau de hidratação intermediário entre o orto e o meta correspondente, seu uso é obrigatório. Ex: H4P2O7 (Ácido Pirofosfórico)

O prefixo meta indica o menor grau de hidratação comparando-se ácidos de determinado elemento, seu uso é obrigatório. Ex: HPO (Ácido Metafosfórico)

Para mais exemplos de ácidos e suas nomenclaturas ver o anexo 2(Ácidos, Bases, Sais e Óxidos exemplos)

Ácidos: Principais Exemplos e suas AplicaçõesH2SO4 - Ácido Sulfúrico: É um líquido incolor e oleoso de densidade 1,85g/cm3,

é um ácido forte que reage com metais originando sulfatos além de ser muito

higroscópico. É o ácido mais importante na indústria e no laboratório, ele é tão

importante para economia de um país que podemos avaliar o seu poder econômico pela

quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome. É usado na fabricação de

fertilizantes, velas, explosivos, corantes, baterias de automóveis, fabricação de papel,

entre outros. As chuvas ácidas em ambientes poluídos com dióxido de enxofre contêm

ácido sulfúrico e causam grande impacto ambiental.

HNO3 - Ácido Nítrico: Líquido incolor fumegante ao ar (libera vapores tóxicos

de alguma substância dissolvida em seu interior) que ataca violentamente os tecidos

animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele. É muito usado em química

orgânica para a produção de nitrocompostos. Depois do ácido sulfúrico é o ácido mais

fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de

explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose

(algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio. É usado na fabricação do salitre

(NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).

HCl - Ácido Clorídrico (Ácido Muriático): Solução de hidreto de cloro em água.

Apresenta forte odor, além de ser sufocante. É usado no processamento de alimentos,

limpeza e decapagem de metais, acidificação em poços de petróleo, desgaste de

mármores e limpeza em geral. Ele pode ser encontrado no suco gástrico humano.

H3PO4 (Ácido Fosfórico): Na sua forma pura é um sólido incolor e cristalino e

em solução aquosa da origem a um líquido oleoso obtido pela oxidação do fósforo

vermelho com ácido nítrico concentrado. É um ácido fraco usado na preparação de

fertilizantes, na indústria de vidros e como acidulante em bebidas como refrigerantes.

H2SO3 - Ácido Sulfuroso: É um ácido semiforte e instável usado no

branqueamento de tecidos e como conservante de alimentos e bebidas como vinhos e

sucos de uva.

BASES

Assim como os ácidos as bases são substâncias muito comuns no nosso dia-dia. Vários líquidos de limpeza contém bases, como por exemplo, o hidróxido de sódio (NaOH) e o hidróxido de amônio (NH4OH)2), também são usadas para escovar os dentes e até mesmo neutralizar a acidez do estômago, que é o caso do hidróxido de magnésio (Mg(OH)2).

Dentre as características mais gerais das bases podemos citar as que as mesmas tem sabor cáustico ou adstringente (“prendem” a língua de modo semelhante ao que faz o caju e muitas outras frutas), a maior parte é insolúvel em água, estriam a matéria orgânica, alteram a cor de determinadas substâncias usadas como indicadores, tem ph maior que 7, podem ser altamente corrosivas ou tóxicas

Os primeiros conceitos de bases foram estabelecidos juntamente com os conceitos de ácidos por Svante August Arrhenius em meados de 1884. Ele relacionou o comportamento básico com a presença de íons OH- em solução aquosa, considerou as bases eletrólitos, ou seja, substâncias que apresentam a propriedade de formar ou liberar íons em solução aquosa, e assim, de forma semelhante aos ácidos, às definiram: “Bases são substâncias que produzem íons OH- em água”.

Mais tarde, ainda seguindo a teoria de Arrhenius, a definição de base foi atualizada, segundo a qual as bases são compostos capazes de se dissociarem na água, liberando íons, mesmo em pequena porcentagem, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH-, ou, de outra forma, são substâncias que quando dissolvidas em água aumentam a concentração de íons OH-.

NaOH(s) H2O Na+(aq) + Cl-

(aq) Ng(OH)2

H2O Mg2+(aq) + 2(OH)-1

As reações mostradas acima representam a reação de dissociação. A dissociação é a consequência da diluição, ou seja, os íons que já constituem a substância se separam e são cercados por moléculas de água. Ao contrário da ionização, na dissociação não há reação química com a água, pois os íons já existem, apenas se separando ao entrar em contato com o meio aquoso, processo também chamado dissociação eletrolítica.

Os conceitos de base também evoluíram juntamente com os conceitos de ácidos, possuindo as mesmas limitações, no caso das bases o conceito de Arrhenius se restringia a soluções aquosas e não permitia prever o caráter básico de substâncias que não possuem o grupo hidroxila. Para resolver essas limitações surgiu o conceito de Brӧnsted-Lowry, que propuseram a seguinte definição para base: “Uma base é toda espécie química, íons ou molécula, capaz de receberum próton, H+.

NH3(g) + H2O ↔ NH41+ + OH1-

A amônia é uma base de Arrhenius, pois quando adicionada a água ocorre um aumento na concentração de OH-

(aq). Ela també é uma base de Brӧnsted-Lowry pois recebe um próton da H2O, assim a molécula de H2O atua como um ácido de Brӧnsted-Lowry porque doa um próton para a molécula de NH3.

Como já visto o conceito de Brӧnsted-Lowry ainda possui a limitação de ser restrito a presença de hidrogênio, surgindo um conceito mais abrangente criado por Lewis, que anunciou:

“Base é toda espécie química (íon ou molécula) capaz de ceder um par de elétrons em uma ligação covalente coordenada”.

A definição de Lewis para bases teve o mesmo efeito de sua definição para ácidos sobre as definições de Arrhenius e de Brӧnsted-Lowry, englobando ambos os conceitos e os ampliando para substâncias que não se encontram em meio aquoso e não fazem transferência de próton (H+).

Classificação das Bases:As bases podem ser classificadas de acordo com vários critérios, dentre essas

classificações podemos citar:1ª) Quanto ao Número de Hidroxilas

É um dos critérios de classificação das bases, onde estas são classificadas de acordo com o número máximo de grupos hidróxidos, OH-, liberados na dissociação de uma fórmula da base em meio aquoso.

Monobase: Liberam apenas um hidróxido. Ex: NaOH, NH4, etc;Dibase: Liberam dois hidróxidos. Ex: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, etc;Tribase: Liberam três hidróxidos. Ex: Al(OH)3, Fe(OH)3, etc;Tetrabase: Liberam quatro hidróxidos. Ex: Sn(OH)4, Pb(OH)4, etc;

2ª) Quanto ao Grau de Dissociação

O grau de dissociação ou força básica mede a maior ou menor extensão da dissociação, assim sendo, a força de uma base é medida pelo seu grau de dissociação, conceito análogo ao grau de ionização dos ácidos, representado por α e calculado pela seguinte fórmula:

∝= número demoléculas que se dissociaramnúmerode moléculas inicialmentedissolvidas

O grau de dissociação é sempre um número maior que zero e menor que um, ou se for expresso em porcentagem, estará entre 0% e 100%.

A partir dessa definição classificamos as bases da seguinte maneira:Fortes: São as bases de metais alcalinos e as de metais alcalinos terrosos, que já

são iônicos por natureza. Possuem grau de dissociação maior que 5%, podendo chegar (conforme a temperatura e a diluição) a praticamente 100%.

Ex: NaOH, KOH, Ca(OH)2, etcFracos: São as bases dos metais de transição, dos metais das famílias 13, 14 e 15

da tabela periódica (que são moleculares por sua própria natureza) e o hidróxido de amônio, NH4OH. Possuem grau de dissociação menor que 5%.

Ex: NH4OH, etc.

3ª) Quanto a Solubilidade:A solubilidade das bases em água varia conforme o cátion ligado ao ânion

hidróxido.Muitos Solúveis: Hidróxidos dos metais alcalinos (NaOH, KOH, LiOH, etc) e o

hidróxido de amônio, NH4OH, que é instável e se decompõe liberando gás amônia e água.

Parcialmente Solúveis: Hidróxidos dos metais alcalino-terrosos (Ca(OH)2,

Mg(OH)2, Sr(OH)2, Br(OH)2).Praticamente Insolúveis: Todos os demais hidróxidos não mencionados nos itens

anteriores são praticamente insolúveis.

4ª) Quanto a Estabilidade:Estáveis: Hidróxidos dos metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.Instáveis: Todos os demais hidróxidos.As bases instáveis se decompõem formando os óxidos correspondentes e água.Ex: 2Al(OH)3(aq) →Al2O3(s) + 3H2O

Nomenclatura das BasesA nomenclatura das base, ao contrário da dos ácidos, é feita sempre em função

do cátion que a constitui. De um modo geral a nomenclatura das bases é dada pelo seguinte esquema:

Hidróxido + de + nome do Cátion

O nome do Cátion segue a tabela de cátions e ânions (anexo 1 deste trabalho).Ex: AgOH → Hidróxido de Prata NH4OH → Hidróxido de Amônio Al(OH)3 → Hidróxido de AlumínioO esquema mostrado acima é usado para Bases cujo cátion possui apenas uma

valência:Bases cujo cátion possui mais de uma valência obedecem a um esquema análogo

ao que foi proposto na nomenclatura dos ácidos

Hidróxido +de + nome do Cátion +Valência(em numeral romano)

Ou

Sufixo oso: menor valênciaHidróxido + nome do Cátion +

Sufixo ico: maior valência

Ex: Fe(OH)2: Hidróxido de Ferro II ou Hidróxido Ferroso Fe(OH)3: Hidróxido de Ferro III ou Hidróxido Férrico CuOH: Hidróxido de Cobre I ou Hidróxido Cuproso Cu(OH)2: Hidróxido de Cobre II ou Hidróxido Cúprico

Bases Exemplos e AplicaçõesNaOH - Hidróxido de Sódio: É um sólido branco floculado muito solúvel em

água além de extremamente caústico. Também conhecido como soda caústica é usada

na desidratação de gorduras, na fabricação de sabões e detergentes, no branqueamento

de fibras (celulose) e como desentupidor de ralos e esgotos. Esse produto pode causar

queimaduras graves.

NH4OH - Hidróxido de Amônio: É um líquido incolor de odor forte e penetrante

obtido pela dissolução de amônia em água. É muito tóxico e irritante aos olhos. É usado

na fabricação de produtos de limpeza doméstica, na revelação de filmes fotográficos,

em detergentes, na indústria têxtil, no tratamento de madeiras à prova de incêndio, em

explosivos e etc.

Al(OH)3 - Hidróxido de Alumínio: É uma base fraca, pouco solúvel em água,

não inflamável. Forma na água uma suspensão gelatinosa que pode adsorver moléculas

orgânicas que por ventura estejam em solução aquosa, sendo por isso utilizado no

tratamento de água. É vendido nas farmácias e é utilizado para combater azia e acidez

estomacal.

Ca(OH)2 - Hidróxido de Cálcio: É uma suspensão aquosa de aparência leitosa,

obtida a partir do CaO(cal virgem). É usado na construção civil na preparação de

argamassas e caiação de paredes, na neutralização de solos.

Mg(OH)2 – Hidróxido de magnésio: É uma suspensão leitosa, obtida a partir do

MgO. É o constituinte principal do Leite de Magnésia, usada como antiácido estomacal

e também como laxante.

SAISOs sais também participam da nossa vida diariamente. Vale ressaltar que quando

falamos de sal não estamos nos referindo exclusivamente ao cloreto de sódio, também conhecido como sal de cozinhas, este é apenas um dos sais que fazem parte da função inorgânica sal. Eles podem se formar de forma natural ou podem ser obtidos em laboratório, sendo utilizados desde o preparo de uma simples receita em nossas cozinhas até na arquitetura com a fabricação de esculturas de gesso.

Como características gerais dos sais podemos citar: ter sabor salgado (o que podemos facilmente comprovar com o cloreto de sódio), mas devemos tomar cuidado pois muitos sais são altamente tóxicos. Eles também conduzem bem a corrente elétrica quando em solução.

Pela teoria de Arrhenius os sais são eletrólitos e portanto liberam íons ao entrar em contato com a água, então, baseados na teoria de Arrhenius os sais atualmente são definidos como: “Sais são compostos capazes de se dissociarem na água liberando íons, mesmo que em pequena porcentagem, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H3O+ e pelo menos um ânion é diferente de OH-.

NH4HSO3(s) H2O 1NH41+

(aq) + 1H3O1+(aq) + 1SO3

2-(aq)

Al(OH)2Cl(s) ) H2O Al3+(aq) + 2OH1-

(aq) + Cl1-(aq)

Observamos que de acordo com a definição de ácido e com a reações representadas acima a solução aquosa de um sal pode ter o íon hidrônio ou o ânion hidróxido, desde que estes não sejam respectivamente o único cátion e o único ânion da solução.

Podemos ainda dizer que sais são compostos que podem ser obtidos da reação de uma ácido com uma base, reação esta chamada neutralização ou salificação.

Ácido + Base ↔ Sal + ÁguaExistem dois tipos de reação de neutralização

Ex:HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

Por analogia a essa reação o termo sal significa qualquer composto iônico cujo

cátion vem de uma base e cujo ânion vem de um ácido

CONCLUSÃOEsse trabalho foi muito útil, pois com ele nós aprendemos mais sobre os ácidos e

as bases, como: saber classificá-los, onde podem ser encontradas, como essas

substâncias conduzem eletricidade, suas utilidades em geral e certas curiosidades sobre

essas substâncias. Também aprendemos que podem ser substâncias muito perigosas,

altamente corrosivas e que por esse motivo devem ser manuseadas com cuidado, pois

podem causar queimaduras graves.

Com todas essas informações sobre ácidos e bases presentes nesse trabalho

esperamos ter cumprido o nosso objetivo nesse trabalho, que era passar informações

sobre esses compostos e consequentemente termos aprendido com isso.

ANEXO 1: Tabela de Cátions e Ânions

Tabela de Cátions

Monovalentes Bivalentes Trivalentes Tetravalentes

Pos

suem

um

a ú

nic

a

Li1+ Lítio Be2+ Berilio Al3+ AlumínioNa1+ Sódio Mg2+ Magnésio Bi3+ Bismuto

K1+ Potássio Ca2+ Cálcio

Rb1+ Rubídio Sr2+ Estrôncio

Cs1+ Césio Ba2+ Bário

Ag1+ Prata Ra2+ Rádio

NH41+ Amônio Zn2+ Zinco

H3O1+ Hidrônio Cd2+ Cádmio

Pos

suem

mai

s d

e u

ma

Val

ênci

a

Au1+ Ouro IAuroso

Au3+ Ouro IIIAuroso

Cu Cobre ICuproso

Cu2+ Cobre IICúprico

Hg22+ Mercúrio I

MercurosoHg2+ Mercúrio II

MercúricoCr2+ Cromo II

CromosoCr3+ Cromo III

CrômicoFe2+ Ferro II

FerrosoFe3+ Ferro III

FérricoCo2+ Cobalto II

CobaltosoCo3+ Cobalto III

CobálticoNi2+ Níquel II

NiquelosoNi3+ Níquel III

NiquélicoMn2+ Manganês II

ManganosoMn3+ Manganês III

MangânicoSn2+ Estanho II

EstanhosoSn2+ Estanho IV

EstãnicoPb2+ Chumbo II

PlumbosoPb2+ Chumbo IV

PlúmbicoPt2+ Platina II

PlatinosoPt2+ Platina IV

PlatínicoTi2+ Titânio II

TitanosoTi2+ Titânio IV

Titânico

Os elementos Arsênio, As, e Antimônio, Sb, podem formar, em certos casos, cátions pentavalentes: 5+.

Trivalentes: 3+ Petavalentes: 5+As3+ Arsênio III ou Arsenioso As5+ Arsênio V ou ArsênicoSb3+ Antimônio III ou Antimoniosos Sb5+ Antimônio V ou Antimônico

Tabela de Ânions:

Monovalentes

Hal

ogên

ios

F1- FluoretoCl1- CloretoClO1- HipocloritoClO2

1- CloritoClO3

1- CloratoClO4

1- PercloratoBr1- BrometoBrO1- HipobromitoBrO2

1- BromitoBrO3

1- BromatoBrO4

1- PerbromatoI1- IodetoIO1- HipoioditoIO2

1- IoditoIO3

1- IodatoIO4

1- Periodato

En

xofr

e

HS1- Mono-hidrogenossulfeto ou Bissulfeto

HSO31- Mono-hidrogenossulfito ou

BissulfitoHSO4

1- Mono-hidrogenossulfato ou Bissulfato

Nit

rogê

nio N3

1- Azoteto

NO21- Nitrito

NO31- Nitrato

NH21- Amideto

Fós

foro

PO31- Metafosfato

H2PO21- Hipofosfito

H2PO41- di-hidrogenofosfato ou

fosfato diácido

Car

bon

o

CN1- CianetoNC1- IsocianetoOCN1- CianatoNOC1- IsocianatoONC1- FulminatoSCN1- TiocianatoHCO3

1- Mono-hidrogencarbonato ou Bicarbonato

HCOO1- Metanoato ou formiato

H3C – COO1- Etanoato ou Acetato

Monovalentes

Met

ais

de

Tra

nsi

ção

CrO21- Cromito

MoO21- Molibdito

RuO21- Rutenito

FeO21- Ferrito

MnO41- Permanganato

Au Cloroaurato

Ou

tros

H-1 Hidreto

OH1- Hidóxido

BO21- Metaborato

BF41- Fluorborato

AlO21- Aluminato

AsO21- Metarsenito

SbO21- Metantimonito

BiO21- Bismutato

Bivalentes

Oxigênio

O2- Óxido

O22- Peróxido

O42- Superóxido

Nitrogênio

N2O22- Hiponitrito

FósforoHPO3

2- Fosfito

HPO4

2-

Mono-hidrogenofosfatoFosfato monoácido

Carbono

C22- Acetileto (carbeto)

CO32- Carbonato

C2O42- Oxalato

BivalentesE

nxo

fre

S2- Sulfeto

SO32- Sulfito

SO42- Sulfato

S2O32- Tiossulfato

S2O42- Hipossulfito

S2O52- Pirossulfito

S2O62- Hipossulfato ou ditionato

S2O72- Pirossulfato

S2O82- Peroxodissulfato

S4O62- Tetratioato

SnO62- Politionato

(n=2,3,4,5,6)

Met

ais

de

Tra

nsi

ção

CrO42- (orto)cromato

Cr2O72- dicromato

MoO42- Molibdato

WO42- Tungstato

MnO32- Manganito

MnO42- Manganato

FeO42- Ferrato

PtCl62- Hexacloroplatinato

ZnO22- Zincato

Ou

tros

BeO22- Berilato

B4O72- Tetraborato

SiO32- Metassilicato

SiF62- Fluorsilicato

SnO22- Estanito

SnO32- Estanato

PbO22- Plumbito

PbO32- Plumbato

Se2- Seleneto

SeO32- Selenito

SeO42- Selenato

Te-2 Telureto

TeO32- Telurito

TeO42- Telurato

Trivalentes

Nitrogênio

N3- Nitreto

Fósforo

P3- FosfetoPO4

3- (orto)fosfato

Metais de Transição[Fe(CN)6]3- Ferricianeto

OutrosBO3

3- (orto)borato

AsO33- Arsenito

AsO43- (orto)arsenato

SbO33- antimonito

SbO43- (orto)antimonato

Tetravalentes

Fósforo

P2O64- hipofosfato

P2O74- Pirofosfato

Metais de Transição[Fe(CN)6]4- Ferrocianeto

Carbono

C4- Metaneto

Outros

SiO44- (orto)silicato

As2O74- Piroarsenato

Sb2O74- Piroantimonato

Anexo 2: Ácidos, Bases, Sais e Óxidos exemplos

Ácidos Nomenclatura

Nomenclatura Fórmula Cátion Ânion

Ácido Clorídrico HCl H+ Cl-

Ácido Hipocloroso HClO H+ (ClO)-

Ácido Perclórico HClO4 H+ (CLO4)-

Ácido Nitroso HNO2 H+ (NO2)1-

Ácido Nítrico HNO3 H+ (NO3)1-

Ácido Sulfuroso H2SO3 H+ SO32-

Ácido Sulfúrico H2SO4 H+ SO42-

Ácido Carbônico H2CO3 H+ CO32-

Ácido Fosfórico H3PO4 H+ PO43-

Ácido Metafosfórico HPO3 H+ PO31-

Ácido Pirofosfórico H4P2O7 H+ P2O74-

Ácido Fosforoso H3PO3 H+ HPO32-

Ácido Hipofosforoso H3PO2 H+ H2PO21-

Bases Nomenclatura

Nomenclatura Fórmula Cátion Ânion

Hidróxido de Sódio NaOH (OH)- Na+

Hidróxido de Potássio KOH (OH)- K+

Hidróxido de Magnésio Mg(OH)2 (OH)- Mg2+

Hidróxido de Cálcio Ca(OH)2 (OH)- Ca2+

Hidróxido Ferroso Fe(OH)2 (OH)- Fe2+

Hidróxido Plumboso Pb(OH)2 (OH)- Pb2+

Hidróxido Áurico Au(OH)3 (OH)- Au3+

Hidróxido de Cobre II Cu(OH)2 (OH)- Cu2+

Sais Nomenclatura

Nomenclatura Fórmula Cátion Ânion

Cloreto de Sódio NaCl Na+ Cl-

Hipoclorito de Sódio NaClO Na+ (ClO)-

Clorito de Sódio NaClO2 Na+ (ClO2)-

Clorato de Sódio NaClO3 Na+ (ClO3)-

Perclorato de Sódio NaClO4 Na+ (ClO4)-

Sulfeto de Cálcio CaS Ca2+ S2-

Sulfito de Magnésio MgSO3 Na+ (SO3)2-

Sulfato de Sódio Na2SO4 Na+ (SO4)2-

Nitrito Ferroso Fe(NO2)2 Fe2+ (NO2)-

Nitrato Férrico Fe(NO3)2 Fe3+ (NO3)-

Cianeto Plumboso Pb(CN)2 Pb2+ (CN)-

Cianato de amônio NH4CNO (NH4)+ (CNO)-

Permanganato de Potássio KMnO4 K+ (MnO4)-

Dicromato de Potássio K2Cr2O7 K+ (Cr2O7)-

Bicarbonato de Sódio NaHCO3 Na+ (HCO3)-

Bissulfato de Potássio KHSO4 K+ (HSO4)-

Óxidos Nomenclatura

Nomenclatura Fórmula Cátion ÂnionÓxido de Sódio NaO2 Na+ O2-

Óxido de Cálcio CaO Ca2+ O2-

Óxido de Magnésio MgO Mg2+ O2-

Óxido Férrico Fe2O3 Fe3+ O2-

Óxido de Chumbo IV PbO2 Pb4+ O2-

Óxido Cuproso Cu2O Cu+ O2-

Monóxido de Carbono CO O2-

Dióxido de Carbono CO2 O2-

Dióxido de enxofre O2-

Trióxido de Enxonfre O2-

Referências

José Covre, Geraldo. Química Total. São Paulo: FTD, AS. 1941, vol. único

Reis, Martha. Completamente Química: Química Geral. São Paulo: FTD, AS, 2001, vol. 1.

Brown, T.L.; LeMay, H.E.; Busrten, B.E. Química – A Ciência Central. 9ª ed.; São Paulo: Pearson, 2005

Feltre, Ricardo. Química: Química Geral. 4ª ed.; São Paulo: Moderna,1994, vol. 1.

Reis, Martha. Completamente Química: Química Orgânica. São Paulo: FTD, AS, 2001, vol. 1.

Usberco, João; Salvador, Edgard. Química Essencial. 1ª ed.; São Paulo: Saraiva, 2001, vol. Único.

Sardelha. Química. 5ª edição. São Paulo: Ática, 2003, v. único.